Propiedades Coligativas

1. Unidad 4-° Propiedades Coligativas
NOMBRE DE LOS INTEGRANTES:
 Arredondo Navarro Kathia Del Rocío
 López Carlón Baltazar
 Medina García Cecilia Saraí
 Peñuelas Lugo Narda Azucena
 Vázquez Sarabia Itzel Carolina
FACILITADOR:
I.Q. RODOLFO GÁMEZ AGUILAR
Los Mochis, Sinaloa; a 13 de Noviembre de 2015

2. Solución
Mezcla homogénea de dos o
más sustancias en una sola
fase.
♦ Solvente
♦ Soluto
♦ Soluciones líquidas: el líquido es el solvente
♦ Soluciones sólidas: un sólido es solvente
♦ Soluciones gaseosa: el gas es solvente

3.  Agregar un soluto a un solvente cambia las propiedades del mismo.
 Coligativo proviene del latín: co- JUNTO, y ligare- UNIR
 Son aquellas que idealmente dependen sólo del número de partículas de soluto
en la disolución y no de la naturaleza del soluto.
 Las propiedades coligativas involucran:
 El descenso de la presión de vapor del solvente
 El descenso del punto de congelación
 Aumento del punto de ebullición
 Presión osmótica
 Todas las propiedades tienen un mismo origen

4. Por conveniencia se subdividirán las soluciones en:
•El soluto disuelto permanece en
forma molecular y no presenta
tendencia a la disociación en
iones con carga eléctrica.
De no
electrolitos
•El soluto se disocia en mayor o
menor proporción en iones,
incrementando así el número
de partículas en la solución.
De
electrolitos

5.  Proporcionan métodos valiosos de determinación del peso molecular
de las sustancias disueltas
 Evaluación de cierto número de cantidades termodinámicas
importancia.
 En farmacéutica se presentan en la preparación de colirios y soluciones
intravenosas isotónicas.
 En fisiología es la inmersión de tejidos en soluciones de sales isotónicas
con los líquidos del tejido para evitar cambios o lesiones causadas por
ósmosis.
 La preservación de alimentos con exceso de sal o azúcar se basa en la
crenación de las bacterias que puedan ocasionar su descomposición.
 Potabilización de agua por ósmosis inversa.

6. Un soluto disuelto hace descender la presión
de vapor del líquido solvente en que se
encuentra. Este descenso se comprende
fácilmente, si tenemos en cuenta la ley de
Raoult.
𝑃 = 𝑃0
𝑁1
la solución de un soluto en un
solvente hace descender la presión
de vapor de' este último respecto a
la del solvente puro.
∆𝑃 = 𝑃0 − 𝑃 = 𝑃0 − 𝑃0 𝑁1
∆𝑃 = 𝑃0 1 − 𝑁1
∆𝑃 = 𝑃0 𝑁2
La magnitud de este descenso ∆𝑃, es:
Si consideramos el descenso relativo de presión de vapor,
es decir, la relación
∆𝑃
𝑃0; entonces tenemos:
La disminución de presión de vapor del solvente depende
tanto de la presión de vapor de éste como de la fracción
molar de soluto.
∆𝑃
𝑃0
= 𝑁2 =
𝑃0
− 𝑃
𝑃0
depende solamente de la fracción molar de soluto y es
completamente independiente tanto de la naturaleza del
soluto como del solvente. La ecuación (3), una forma de la
ley de RaouIt, para soluciones de solutos no volátiles, nos
muestra que la disminución que nos ocupa, es una
propiedad coligativa, porque depende únicamente de la
concentración del soluto

9. Las soluciones que contienen solutos no volátiles hierven a
temperaturas más elevadas que las del solvente puro.
La diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y
del solvente para una presión constante establecida, se
conoce como elevación del punto de ebullición, que depende
de la naturaleza del solvente y la concentración del soluto,
pero es independiente, por lo menos en soluciones diluidas,
de la naturaleza del soluto en tanto éste no se ionice.
Este aumento es fácil de comprender en función de la
disminución de la presión de vapor.
∆Tb = T – T0
Ascenso del punto
de ebullición de la
solución

10. ▪ Al aplicar la ecuación de Clausius-Clapeyron y la ley de Raoult a las condiciones descritas en la
figura es posible deducir una relación entre el ascenso del punto de ebullición de la solución y su
concentración. Como los puntos E y F quedan sobre la curva de presión de vapor de la solución,
ambos están dados por la ecuación de Clausius-Clapeyron
…………...
…….
……..
………….......
……..
………….…..
………………….
3
4
2
1
7
6
5

11. ▪ Es práctica común en el estudio de esta propiedad, expresar la concentración no en fracción
molar sino en moles de soluto por 1000 de solvente, es decir, molalidad m. Si ahora
designamos con n1 el número de moles de solvente en 1000 g, entonces,
De acuerdo con la ecuación el ascenso del punto de ebullición
de una solución diluida es directamente proporcional a la molalidad
de la solución.
La constante de proporcionalidad Kb se denomina constante
molal de elevación del punto de ebullición o constante
ebulloscápica.
La validez de la ecuación se comprueba de varias formas.:
la ecuación exige que para un solvente dado, el ascenso
del punto de ebullición sea proporcional a la molalidad
independientemente de su naturaleza, y además que la constante de
proporcionalidad resulte independiente también de la naturaleza o
concentración del soluto.
……
………….. 10
11
9
8
…
……

12. La tabla 9-2 muestra los puntos de ebullición normales y las constantes ebulloscópicas
observadas de buen número de solventes, y así mismo se incluyen las de ascenso molar
calculadas de la ecuación (10), para facilitar la comparación.

13. Ejemplo (página 325)
Encontrar constante molal de elevación del punto de ebullición o constante
ebulliscópica (Kb) del agua, a una T= 373.2°K , y 539 calorías por gramo
Problema 8 Propuesto (página 347):
Con los datos de la tabla 9-2 calcular el calor molar de vaporización del alcohol
etílico.

14. ▪ Si designamos por al aumento del punto de ebullición
para una solución que contiene W2 g de soluto, cuyo peso
molecular es M2 disuelto en W1 g de solvente, entonces el
peso de soluto por 1000 g de solvente es
∆Tb
Y de aquí que m, la molalidad de la solución, es
La ecuación (13) en función de la (14) nos da:
NOTA:
Si conocemos la constante
ebulloscópica de un solvente, es
suficiente determinar el aumento
del punto de ebullición de una
solución por un soluto
desconocido en cierta cantidad
dada, para poder hallar el peso
molecular de dicho soluto.
Cuando por el contrario se
desconoce la constante se hace
una determinación independiente
de con un soluto de
peso molecular conocido.
∆Tb
……
……
…… 12
13
14

15. ▪ Una solución que posee 0.1526 g de naftaleno (cuyo, peso
molecular es 128.17) en 50.00 g de tetracloruro de carbono origina
un aumento del punto de ebullición de 0.402 °C, mientras que otra
con 0.6216 g de soluto desconocido en el mismo peso de solvente
da un aumento de 0.647 °C. Hallar el peso molecular del soluto
desconocido.

16. El fenómeno llamado osmosis
fue observado por primera
vez por Abbé Nollet en 1748.
Cuando una solución de soluto se separa de un solvente puro mediante
una membrana semipermeable, es decir, que permite el paso del solvente
pero no del soluto, se observa que aquel tiende a pasar a través de la
membrana de la solución, y de ahí a diluirlo.
Para solutos acuosos de bajo peso.
Para solutos acuosos de alto peso
en solventes orgánicos.
Película de ferrocianuro de cobre Cu2Fe(CN)6.
Películas finas de celulosa o nitrato de
celulosa.
Presión Osmótica (Π)
A = cámara abierta en un extremo y cerrada en el otro.
B = pistón móvil.
C = membrana semipermeable.
El movimiento del pistón y la ósmosis se detienen
al aplicar una presión sobre aquél a fin de
mantenerlo en su posición original.
Presión mecánica que debe aplicarse sobre una
solución para impedir la ósmosis del solvente hacia la
solución a través de una membrana semipermeable

17. La serie de modificaciones mas extensa sobre presiones osmóticas de soluciones acuosas
la realizaron Earl de Berkeley y Hartley (1906-1909) en Inglaterra.
A = tubo poroso sobre cuya cara externa se ha depositado
una capa de ferrocianuro de cobre.
B = camisa metálica donde se coloca la solución problema.
C = ajuste con el cual se aplica presión.
D = entrada de agua.
E = capilar .
Aparato de presión osmótica
Se sumerge el aparato en un termostato, como resultado de la
osmosis, el nivel del liquido en E tiende a descender, al
aplicar presión por C el nivel en E se restablece y la presión
que es necesario aplicar para lograr dicha restauración es una
medida de la presión osmótica de la solución.
Este procedimiento establece pronto el
equilibrio y no varia la concentración de
la solución.

18. La siguiente tabla nos presenta datos exactos de las presiones osmóticas de soluciones de sacarosa en
agua a diferentes temperaturas, según mediciones realizadas por Berkeley, Hartley y Morse, Frazer y
colaboradores, y son muy características de las soluciones acuosas con sustancias no electrolíticas.

19. •A una temperatura constante y la presión externa de una atmosfera, la transferencia de
solvente a la solución tiene lugar porque la energía libre molar parcial del solvente puro, F°1,
es mayor que la correspondiente de la solución, F1.
•F°1 > F1
• Para alcanzar el equilibrio entre ambos y detener la ósmosis, es necesario
incrementar el valor de F̅1 a F̅1’ elevando la presión externa de la solución desde 1
atm a la presión P:
•Si el incremento en la energía libre es ∆F, entonces la condición de equilibrio osmótico se
establece cuando:
F°1 = F̅1 + ∆F F̅1 – F°1 = ─ ∆F
•Pero sabemos que F̅1 – F°1 = RT ln a1 = RT ln
P1
P1
°
cuando la fase de vapor se comporta
idealmente
• RT ln
P1
P1°
= ─∆F ∆F = RT ln
P1°
P1

20. •Para encontrar ∆F: dF̅1 = V̅ 1dP
• F̅1
F̅1
’
dF̅1 = 1
𝑃
V̅ 1dP F̅1 ‘ ─ F̅1 = 1
𝑃
V̅ 1dP
•∆F = V̅ 1 (P ─ 1) = V̅ 1 Π
•Donde Π = (P─ 1) es la presión que debe aplicarse para detener el proceso osmótico, es
decir la presión osmótica.
• Igualamos ∆F = V̅ 1 Π y ∆F = RT ln
P1
°
P1
y resulta:
• Π =
RT
V̅ 1
ln
P1
°
P1
• Relación entre el descenso de la presión de vapor y la presión osmótica.
•Cuando las soluciones no son demasiado concentradas, V̅ 1 =V̅ 1 ° que es el volumen molar
del solvente, entonces la ecuación queda:
• Π =
RT
V̅ 1 °
ln
P1°
P1
Esta ecuación nos permite calcularla presión osmótica de
una solución a partir de su presión de vapor y el del
solvente puro, a cualquier T constante.

21. 𝜫 =
𝑹𝑻
𝑽 𝟏
𝟎 𝒍𝒏
𝑷 𝟏
𝟎
𝑷 𝟏
𝚷𝑽 𝟏
𝟎
= −𝑹𝑻𝒍𝒏 𝟏 − 𝑵 𝟐
Se reduce para el caso de
soluciones diluidas que
obedecen la Ley de Raoult
𝑷 𝟏
𝑷 𝟏
𝟎 = 𝑵 𝟏 = 𝟏 − 𝑵 𝟐
𝚷𝑽 𝟏
𝟎
=
𝑹𝑻𝒏 𝟐
𝒏 𝟏
Desarrollando ln 1 − 𝑁2 en serie de
potencias obtenemos:
ln 1 − 𝑁2 es igual
que −𝑵 𝟐 = −
𝒏 𝟐
𝒏 𝟏
𝜫𝑽 𝟏
𝟎
𝒏 𝟏 = 𝒏 𝟐 𝑹𝑻
𝑉1
0
𝑛1 es el volumen total de solvente
que contiene n2 moles de soluto, que
para soluciones diluidas es el volumen
V de la solución.
𝚷𝑽 = 𝒏 𝟐 𝑹𝑻
𝜫 = 𝑪𝑹𝑻
C es la molaridad de la
solución

22. Conocida como Ley de Van’t Hoff de
las soluciones ideales.
 Es idéntica en su forma con la ley de los gases ideales
 Se aplica solo a soluciones diluidas 𝑀 < 0.2
 Se puede utilizar para encontrar los pesos moleculares de solutos disueltos.
 Es difícil obtener datos precisos de las presiones osmóticas para soluciones
diluidas. Por tanto, solo suele utilizarse al trabajar con polímeros de cadena larga.
𝚷P

23. Tabla 9-6. Comparación de los cálculos de la presión
osmótica con los observados en las soluciones de
sacarosa, a 30ºC
m
𝚷 𝒐𝒃𝒔.
𝒂𝒕𝒎
𝚷 𝒄𝒂𝒍𝒄.
𝚷 =
𝑹𝑻
𝑽 𝟏
𝟎 𝒍𝒏
𝑷 𝟏
𝟎
𝑷 𝟏
𝚷𝑽 = 𝒏 𝟐 𝑹𝑻
0.100 2.47 2.44 2.40
1.000 27.22 27.0 20.4
2.000 58.37 58.5 35.1
3.000 95.16 96.2 45.5
4.000 138.96 138.5 55.7
5.000 187.3 183.0 64.5
6.000 232.3 231.0 -
TABLA 9-7. Presión osmótica de las
soluciones acuosas de la sacarosa a
14ºC
C
𝚷 (𝑨𝒕𝒎)
Obs. 𝚷 = 𝐂𝐑𝐓
0.0588 1.34 1.39
0.0809 2.00 1.91
0.1189 2.75 2.80
0.1794 4.04 4.23
MOLARIDADES
MAYORES A 0.2

24.  Una solución acuosa contiene 20g de glucosa por litro. Suponiendo que la
solución es ideal, calcular la presión osmótica a 25ºC.

25. Bibliografía
 Maron, S. H., & Prutton, C. F. (2001). Fundamentos de Fisicoquímica. México: Limusa.
 Kotz, John C., Treichel, Paul M. Química y reactividad química. México: Thomson.
 Castellan, Gilberth W. (1987). Fisicoquímica. (2ª ed.). México: Pearson Educación.